高考化学二轮专题培优课件——专题七：分子结构 (含解析)

这是一份高考化学二轮专题培优课件——专题七：分子结构 (含解析)，共60页。PPT课件主要包含了§72共价键，§71离子键，§79氢键，本章要求，13晶格能，晶格能，21价键理论，单电子数＝价键数，零重叠无效重叠，正重叠有效重叠等内容，欢迎下载使用。
§7.7 分子的极性和分子间力
§7.5 分子轨道理论简介
§7.4 价层电子对互斥理论
 §7.3 杂化轨道理论
§7.8 离子极化
§7.6 金属键
*§7.10 晶体的内部结构
1、掌握离子键理论的基本要点，理解决定离子 化合物性质的因素及离子化合物的特征。2、掌握共价键的特征。3、理解和学会运用分子间力和离子极化判断其对相关性质的影响。4、掌握氢键及其应用。
分子或晶体中相邻原子(或离子)之间强烈的吸引作用。
7.1.1 离子键理论的基本要点
§7.1 离子键
7.1.2 决定离子化合物性质的 因素——离子的特征
7.1.3 晶格能
离子键：正、 负离子之间静电引力作用而形成的化学键称为离子键。
以离子键结合的化合物都是以离子晶体的形式存在，所以NaCl、KCl均为化学式。
7.1.1 离子键理论的基本要点
没有方向性：正负离子可近似地看成一个弥漫着电子云的圆球体，电荷分布球形对称，离子能从任何方向吸引带相反电荷的离子。 没有饱和性：只要空间许可，一个离子周围可同时和几个电荷相反的离子相互吸引。 离子键的离子性大小取决于电负性差值大小 电负性差值越大，电子的偏向越明显，相互作用越强。 例如 CsF：离子性： 92%，共价性：8%
离子半径：根据离子晶体中正、负离子的核间距测出的，并假定正、负离子的平衡核间距为阴、阳离子的半径之和。
7.1.2 决定离子型化合物性质的因素: 离子半径、离子的电荷、离子的电子构型
离子半径变化的规律：（1）同一种元素的负离子半径大于原子半径，而正离子半径小于原子半径，且正电荷越多，半径越小。例如：
（3）同一主族元素电荷相同的离子的半径，随电子层数增加而增大。例如:
（2）同一周期电子层结构相同的正离子的半径，随离子电荷增加而减小；而负离子的半径随离子电荷增加而增大。例如：
当离子的半径相近时，离子的电荷越高，对带相反电荷的离子的吸引力越强，离子键的强度就越大，形成的离子型化合物的熔点也越高。
(1) 2 e-构型：最外层电子构型1s2，如Li+，Be2+ 等。(2) 8 e-构型: 最外层电子构型ns2np6，如 Na+， Mg2+，Al3+ 等。(3)18 e-构型：最外层电子构型 ns2np6nd10 ，如 Cu+，Ag+ ，Zn2+ 等 。
(4) (18＋2) e-构型：电子构型为 (n-1)s2(n-1)p6 (n-1)d10ns2 ，如Sn2+,Pb2+, Bi3+等。(5) (9-17) e-构型：电子构型为 ns2np6nd1~9，如 Fe3+ ,Cr3+ 等。
定义：相互远离的气态正离子和气态负离子结合成1ml离子晶体时所释放出的能量。
2 、影响晶格能的因素：
① 离子的电荷(晶体类型相同时)
② 离子的半径(晶体类型相同时)
z↑，U↑ 例：U(NaCl)U(CaO)
离子电荷数大，离子半径小的离子晶体晶格能大，相应表现为熔点高、硬度大等性能。
晶格能对离子晶体物理性质的影响：
7.2.1 价键理论
§7.2 共价键
7.2.2 共价键的特性
1、经典共价学说 (1916年，Lewis提出）
共价键：由共用电子对形成的化学键 (分子中的原子通过共用电子对使每一个原子达到稳定的稀有气体电子结构）
理论缺陷： 为什么两个互斥的电子能结合在一起 不能说明共价键形成的本质
（1）量子力学处理H2分子的结果
两个氢原子电子自旋方式相反，靠近、重叠，核间形成一个电子概率密度较大的区域。系统能量降低，形成氢分子。
(2 )共价键的本质——原子轨道重叠，核间电子概率密度大吸引原子核而成键。
2、价键理论 (1927年，海特勒－伦敦提出）
（1）自旋方式相反的未成对电子配对形成共价键。（2）单电子数＝价键数。（3）成键的原子轨道重叠越多，两核间电子出现的概率密度就越大，形成的共价键就越牢固。这就是原子轨道最大重叠原理。
3、价键理论(VB法)的要点
7.2.2 共价键的特性
1、共价键的饱和性 一个原子含有几个未成对电子就只能与几个自旋相反的电子配对成键。
例：H· 一个未成对电子， H2一个共价键
2、共价键的方向性： 轨道必须满足最大重叠——沿着原子轨道最大重叠的方向重叠才能成键。
σ键： 原子轨道沿核间联线方向进行同号重叠(头碰头)。
（1）按原子轨道重叠方式分： σ和π键
π键： 两原子轨道垂直核间联线并相互平行进行同号重叠(肩并肩)。
2px-2px,2py-2 py , 2pz- 2pz 三重键
配位共价键：共用电子对由一方原子提供
（2）按电子对提供方式分: 正常共价键和配位共价键
正常共价键：共用电子对由成键原子双方各提供一个
形成条件：成键原子一方有孤对电子；另一方有空轨道.
7.3.1 杂化轨道理论的基本要点
*§7.3 杂化轨道理论
7.3.2 杂化轨道的类型
基本要点： 成键时能级相近的价电子轨道混合杂化，形 成新的价电子轨道——杂化轨道。 杂化轨道成键能力大于未杂化轨道。杂化前后轨道数目不变。 杂化后轨道伸展方向，形状发生改变。
杂化轨道概念：原子形成分子时，同一原子中能量相近的不同类型的原子轨道在成键过程中混合组成新的原子轨道。
按参加杂化的轨道分类： s -p 型： sp、sp2 和 sp3 杂化 ； s - p - d 型： sp3 d 、sp3 d2 、d2sp3 杂化等 。
7.3.2 杂化轨道的类型
按杂化轨道能量是否一致分类 等性杂化 不等性杂化
Be采用sp杂化，生成BeH2
BF3的空间构型为平面三角形：
CH4的空间构型为正四面体
s-p 型杂化轨道和分子的空间构型
0 0 0 1 2
7.4.1 价层电子对互斥理论的 基本要点
*7.4 价层电子对互斥理论
7.4.2 分子几何构型的预测
分子或离子的空间构型与中心原子的 价层电子对数目有关。
价层电子对尽可能远离，以使斥力最小。
LP-LP > LP-BP > BP-BP
7.4.1 价层电子对互斥理论的基本要点
推断分子或离子的空间构型的具体步骤：
首先确定中心原子的价层电子对数VPN 以AXm为例 (A—中心原子，X—配位原子) ：
VPN=1/2[A的价电子数+X提供的价电子数 -离子电荷代数值]
7.4.2 分子几何构型的预测
原则：① A的价电子数=主族序数；
② 配体X：H和卤素每个原子各提供一个价 电子, 氧与硫不提供价电子；
③ 正离子应减去电荷数，负离子应加上电荷数。
确定电子对的空间构型：
VP=2 直线形
VP=3 平面三角形
VP=4 正四面体
VP=5 三角双锥
VP=6 正八面体
确定中心原子的孤对电子对数，推断分子的空间构型。
① LP=0: 分子的空间构型=电子对的空间构型
② LP≠0 ：分子的空间构型不同于电子对的空间构型。
平面三角形 V形
四面体 三角锥
四面体 V形
7.7.1 分子的极性
§7.7 分子的极性和分子间力
7.7.2 分子间力
7.7.1 分子的极性
电负性相同——非极性键——非极性分子
q：正电(或负电)重心上的电荷的电量d：正负电重心之间的距离，偶极矩长
一些分子的分子电偶极矩与分子空间构型
1、定向力：产生于极性分子之间。当两个极性分子充分接近时，同极相斥，异级相吸，使分子偶极定向排列而产生的静电作用力。
7.7.2 分子间力—范德华力
μ越大定向力越大。只存在极性分子之间。
当极性分子与非极性分子充分接近时，极性分子可使非极性分子变形而产生偶极称为诱导偶极，诱导偶极与固有偶极间的作用力叫诱导力。
μ越大，变形性越大，诱导力越大。存在极性分子与极性分子，极性分子与非极性分子之间。
分子间由于瞬时偶极而产生的作用力叫色散力。
　分子变形性越大，色散力越大。　所有分子间均存在色散力。
定向力、诱导力和色散力统称范德华力。一般色散力是分子间的主要作用力，三种力相对大小为：色散力» 定向力 >诱导力
　 　定向力 　诱导力 　色散力　　kJ/ml Ar 　　0　　　　0 　　8.49 HCl 　3.305 　1.104 　 16.82
不同情况下，分子间力的组成不同。
分子间力作用的范围很小(一般是300－500pm)。
分子间作用力较弱，既无方向性又无饱和性。
5、分子间力对物质物理性质的影响
He Ne Ar Ke Xe
分子量色散作用分子间力沸点熔点水中溶解度
决定物质的熔、沸点、气化热、熔化热、蒸气压、溶解度及表面张力等物理性质的重要因素。
例：室温下F2和Cl2为气体，Br2为液体，而I2为固体，为什么？
因为 F2、Cl2、Br2和I2都是非极性分子存在色散力的作用，色散力随分子量增大而增强，所以F2、Cl2、Br2、I2分子间色散力逐渐增大，熔、沸点随分子量增大而依次升高，因此室温下F2和Cl2为气体，Br2为液体，而I2为固体。
7.8.1 离子极化
§7.8 离子极化
7.8.2 离子极化对 化合物性质的影响
离子极化的强弱取决于： 离子的极化力(f ) 和离子的变形性。
7.8.1　离子的极化
离子是带电体，它可以产生电场。在该电场作用下，使周围带异号电荷的离子的电子云发生变形，这一现象称为离子的极化。
1、离子极化力(f )
①离子半径 r ：r 小者，极化力大。②离子电荷：电荷多者，极化力大。③离子的外层电子构型： f ：(18+2)e-,18e- > 9－17e- >8e-
指离子产生电场强度的大小。产生的电场强度越大，极化力大。
当考虑离子相互极化时，着重考虑正离子的极化力。
离子的变形性一般规律：
①离子的半径：半径越大，变形性越大；②离子的电荷：负离子电荷越高，变形性越大； 正离子电荷越高，变形性越小。③离子的电子构型：18，9-17电子构型>8
离子在电场作用下，电子云发生变形的难易。
当考虑离子相互极化时，着重考虑负离子的变形性。
7.8.2　离子的极化对化合物性质的影响
1、 键型过渡(离子键向共价键过渡)
Ag+ I－r/pm　　　　　　126+216 (= 342)R0/pm 299
如：AgF AgCl AgBr AgI
溶解度： AgCl > AgBr > AgI NaCl 易溶于水，CuCl 难溶于水。
熔、沸点：NaCl>MgCl2>AlCl3 因为：极化力：Al3+>Mg2+>Na+, 所以：NaCl保持离子化合物， 而AlCl3接近共价化合物。
7.9.1 氢键的概念
7.9.2 氢键的种类
7.9.3 氢键的特点
定义：H原子与电负性很大、半径很小的原子X （F、O、N）以共价键结合为分子时，成键电子强烈地偏向X原子，使H原子几乎成为“赤裸”的质子而具有较大的正电荷场强。这个H原子可与另一个电负性大、半径小的Y （F、O、N）原子产生定向吸引作用，形成X－H…Y结构，其中H原子与Y原子间的作用力称为氢键。
7.9.1 氢键的概念
形成氢键的两个条件: （1）与电负性大且 r 小的原子(F, O, N)相连的 H ; （2）在附近要有一个电负性很大,含有孤对电子, 半径小的原子(F, O, N)。
7.9.2 氢键的种类
1、饱和性和方向性 　　由于 H 的体积小, 1 个 H 只能形成一个氢键。由于 H 的两侧电负性极大的原子的负电排斥, 使两个原子在 H 两侧呈直线排列。
7.9.3 氢键的特点
2、氢键的强度 介于化学键和分子间作用力之间,氢键的强弱与X和Y元素原子半径和电负性有关。
3、氢键对于物质性质的影响
　　分子间存在氢键时, 大大地影响了分子间的结合力, 故物质的熔点、沸点将升高。　
例3：形成分子内氢键时, 势必削弱分子间氢键的形成. 故有分子内氢键的化合物的沸点、熔点不高。
例2：H2O 分子间氢键很强, 以致于分子发生缔合, 以(H2O)2、 (H2O)3形式存在, 而 (H2O)2 排列最紧密, 4℃时, (H2O)2 比例最大, 故 4℃ 时水的密度最大。
7.10.1 晶体的特征
§7.10 晶体的内部结构
7.10.2 晶体的分类
7.10.1 晶体结构的特征
(1) 具有规则的多面体几何外形;(2) 呈现各向异性;(3) 具有固定的熔点。